ХИМИЯ 10

Неметаллы: химические элементы и простые вещества

171

халькогенами. Элементы, расположенные вдоль условной разграничительной линии — бор В, кремний Si, германий Ge, мышьяк As, теллур Te, астат At — часто называют полуметаллами.

Строение электронных оболочек атомов и степени окисления

Главное, что определяет принадлежность химического элемента к числу неметаллов — это, конечно, особенности строения внешней электронной оболочки его атома. На электронной оболочке атома водорода Н имеется только один электрон. На электронной оболочке атома гелия He — два электрона, энергетический уровень полностью заполнен, как и в атомах других химических элементов группы VIIIA. Атом бора В на внешнем энергетическом уровне содержит три электрона, этот химический элемент принадлежит к группе IIIА:

2р

1s	1s	1s	2s	↑
1H ↑	2He ↑↓	5B ↑↓	↓↑

В атомах остальных неметаллов на внешнем энергетическом уровне содержится от 4 до 8 электронов.

Водород, атомы которого имеют строение электронной оболочки 1s1, и гелий, атомы которого имеют строение электронной оболочки 1s2, относятся к s-элементам, все остальные неметаллы — к p-элементам. Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня атомов р-элементов в основном состоянии — ns2np1→6, где n — номер периода.

Атомы неметаллов в их соединениях с атомами металлов, водорода и других элементов с меньшей электроотрицательностью проявляют отрицательные сте-

	–1	–2 –3	–4
пени окисления: от –4	до –1. Например NaCl, H2S, NH3, CH4.

В соединениях с атомами элементов, имеющих большую электроотрицательность, для атомов неметаллов характерны положительные степени окисления.

+1 +4 +4

Например, HClO, SO2, NO2 и др.

Исключение составляет лишь фтор F, который в своих соединениях с другими элементами проявляет только одну степень окисления, равную –1.

Простые вещества

Для многих простых веществ-неметаллов известно по несколько аллотропных модификаций, различающихся своими физическими свойствами.

172

Неметаллы

Это, например, простые вещества, образуемые углеродом, — графит, алмаз, фуллерены.

При обычных условиях простые вещества-неметаллы могут существовать в твёрдом (бор B, углерод C, кремний Si, сера S, иод I2), жидком (бром Br2) и газообразном (хлор Cl2, водород H2, кислород O2, азот N2) состояниях. Их окраска разнообразна (рис. 53).

Температура плавления неметаллов изменяется в широком интервале. Так, у графита она составляет 3850 С, а у гелия — –272 С. Высокие температуры плавления характерны для простых веществ, существующих в виде атомных кристаллов (углерод C, кремний Si и др.), а низкие — для веществ, существующих в твёрдом состоянии в виде молекулярных кристаллов (кислород O2, азот N2, ксенон Xe и др.).

Существенно различается и электропроводность простых веществ-неметаллов: аргон, хлор и сера в твёрдом состоянии являются диэлектриками, кремний — полупроводником, а достаточно высокая электропроводность графита позволяет использовать его в качестве токопроводящих электродов.

Простые вещества-неметаллы существенно различаются между собой по химической активности. Так, гелий He и неон Ne — инертные вещества.

Бром

Фтор

Графит

Иод

Красный фосфор	Кремний	Сера
Рис. 53. Образцы простых веществ-неметаллов

Неметаллы: химические элементы и простые вещества

173

Наиболее химически активными неметаллами являются галогены и кислород. Сера, углерод и кремний вступают в химические реакции, как правило, только при повышенных температурах.

В химических реакциях неметаллы, кроме фтора, могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.

Окислительные свойства неметаллов проявляются в первую очередь при их взаимодействии с металлами и водородом. В образующихся соединениях атомы неметаллов проявляют отрицательные степени окисления. Например:

0	0	t +3 –1
2Fe + 3Cl2		= 2FeCl3.

Неметаллы выступают в роли окислителей при взаимодействии с другими неметаллами, имеющими более низкую электроотрицательность. Например, фтор окисляет углерод:

0	0	t +4–1
С + 2F2		= CF4.

Восстановительные свойства неметаллов проявляются в реакциях с веще-

ствами — сильными окислителями, например с кислородом:

0 0	t +4–2
Si + O2	= SiO2.

Атомы неметаллов в оксидах проявляют положительные степени окисления. Кислород способен окислять и многие органические соединения. Например,

этиловый спирт сгорает на воздухе:

C2H5OH + 3O2 =t 2CO2 + 3H2O.

В качестве восстановителей неметаллы, например углерод (кокс, уголь) или водород, используются при получении металлов из руд:

0 +3	t +4	0
3C + 2Fe2O3	= 3CO2 + 4Fe.

Применение неметаллов основано на их физических и химических свойствах. Например, азот используется для создания инертной атмосферы, для обеспечения взрыво- и пожаробезопасности в различных областях промышленности, для тушения пожаров в угольных шахтах, так как в среде с содержанием азота около 90 % процесс горения невозможен. Кислород, напротив, используется в ракетных установках для интенсификации горения жидкого топлива, для газификации твёрдых топлив, а также при газовой сварке, кислородной резке, поверхностной закалке металлов. Бор, кремний и некоторые другие неметаллы входят в состав сплавов.

174

Неметаллы

К неметаллам относятся 23 химических элемента из всех известных на сегодняшний день. В периодической системе элементынеметаллы, кроме водорода, расположены в правой части таблицы в группах IIIА—VIIIА.

Атомы неметаллов в их соединениях с металлами, водородом и другими менее электроотрицательными элементами проявляют отрицательные степени окисления от –4 до –1, а в соединениях с элементами, имеющими большую электроотрицательность, — положительные степени окисления от +1 до +7.

В химических реакциях простые вещества-неметаллы, кроме фтора, могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.

Вопросы и задания

1.В каких группах периодической системы расположены элементы-неметаллы?

2.Запишите формулы электронных конфигураций внешних энергетических уровней для следующих атомов: гелий, углерод, фосфор, хлор.

3.Приведите известные вам примеры аллотропных модификаций некоторых химических элементов. Объясните, почему простых веществ больше, чем химических элементов.

4.Составьте уравнения реакций азота и кислорода с водородом. В каждом из уравнений укажите окислитель и восстановитель.

5.Рассчитайте массу воды, полученной при реакции водорода химическим количеством 1 моль с кислородом объёмом (н. у.) 22,4 дм3. Какой газ и в каком химическом количестве останется неизрасходованным?

6.Рассчитайте объём (н. у.) воздуха, который потребуется для сжигания метана химическим количеством 2 моль. Объёмная доля кислорода в воздухе составляет 21 %.

7.Из приведённых примеров в два столбика выпишите схемы, отражающие процессы окисления и восстановления:

а) H2S → H2SO4; б) KMnO4 → MnO2; в) P → H3PO4; г) KClO3 → KCl; д) HNO3 → NO; е) Cl2 → KClO.

Определите, как изменяются степени окисления элементов в указанных процессах.

§ 36. Водород

Строение атома и особенности положения в периодической системе

Атом водорода имеет самое простое строение: он состоит из ядра, содержащего один протон, и одного электрона на окружающей ядро орбитали. Такое же строение внешнего энергетического уровня имеют элементы группы IA, поэтому водород можно отнести к элементам этой группы. Одновременно водород

Водород

175

можно отнести и к элементам группы VIIA, поскольку так же, как и у элементов данной группы, для завершения внешнего энергетического уровня у него не хватает одного электрона.

Атом водорода в своих соединениях с элементами, имеющими большую

+1 +1

электроотрицательность, проявляет степень окисления +1, например HF, H2O и др. В соединениях с металлами — гидридах — степень окисления атома во-

–1 –1

дорода равна –1, например NaH , CaH2 и др.

Распространённость в природе

Водород входит в состав Солнца, многих звёзд и туманностей. Такие большие планеты Солнечной системы, как Юпитер и Сатурн, в основном состоят из водорода.

Среди элементов земной коры водород — девятый по распространённости. Наиболее важным его соединением, встречающимся в природе, является вода. Водород входит в состав природного газа, нефти, а также животных и растительных организмов. В виде простого вещества водород встречается крайне редко в вулканических газах.

Вода составляет основную массу любого живого организма. Массовая доля воды в теле только что родившегося человека составляет 77 %, в зрелом возрасте оно уменьшается до 50 % у женщин и 60–62 % у мужчин. В организме непрерывно происходит обмен воды и растворённых в ней веществ. Поэтому специалисты рекомендуют каждому человеку употреблять не менее 1,5 л воды и других жидкостей в день.

В природе водород встречается в виде нуклидов 1Н — протия и 2Н — дейтерия. Дейтерий, для обозначения которого пользуются символом D, входит в состав так называемой тяжёлой воды D2O, которая используется в качестве замедлителя нейтронов в ядерных реакторах. Радиоактивный нуклид водорода тритий 3Н, обозначаемый символом Т, встречается в следовых количествах.

Простое вещество

Молекула водорода состоит из двух атомов, связанных между собой ковалентной неполярной связью (см. рис. 16).

Физические свойства. Водород — бесцветный нетоксичный газ без запаха и вкуса, он в 14,5 раза легче воздуха.

Молекула водорода неполярна. Поэтому силы межмолекулярного взаимодействия в газообразном водороде малы. Это проявляется в низких температурах кипения (–252,6 С) и плавления (–259,2 С). Благодаря низкой температуре кипения жидкий водород используется в качестве охлаждающего агента.

176

Неметаллы

Водород растворяется в воде незначительно, его растворимость составляет около 0,09 г в 1 дм3 воды. Благодаря этому водород при его получении в лаборатории можно собирать методом вытеснения воды.

Получение водорода. В лаборатории водород получают при взаимодействии разбавленных соляной или серной кислот с металлами (цинком, железом, алюминием) (рис. 54):

0

+1

+2

0

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2↑.

В промышленности водород получают, пропуская пары воды над раскалённым углём:

0	+1	+2	0
C + H2O =t		CO + H2,

или используя метод каталитической конверсии метана:

	–4+1			+1	+4	0
	CH4 + 2H2O =t				CO2 + 4H2.

Рис. 54. Прибор для получения водорода в лаборатории

Водород

177

Полученный тем или иным способом водород иногда загрязнён воздухом, с которым он может образовывать взрывчатую смесь (смесь водорода и кислорода называется «гремучим газом»). Это опасно!

Химические свойства. Простое вещество водород при взаимодействии с другими веществами может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.

Взаимодействие водорода с простыми веществами

Водород как восстановитель проявляет себя в реакциях с просты-

ми веществами-неметаллами, образуя соединения, в которых его степень окисления равна +1. Реакции водорода с наиболее активными неметаллами протекают очень интенсивно, сопровождаются горением или даже взрывом. Примерами таких реакций могут быть взаимодействие водорода с хлором при освещении:

h

H2 + Cl2 == 2HCl,

или с кислородом при нагревании:

2H2 + O2 =t 2H2O.

Соединения водорода с галогенами — галогеноводороды — HF, HCl, HBr, HI при растворении в воде диссоциируют с образованием гидратированных ионов водорода, т. е. проявляют кислотный характер. Например:

HCl → H+ + Cl–.

С азотом водород взаимодействует в присутствии катализатора, при повышенных температуре и давлении, образуя аммиак:

t, p, кат. −−−−−−← 3H2 + N2 ←−−−−−− 2NH3.

Раствор аммиака в воде проявляет основные свойства.

Лабораторный опыт 4

Испытание индикатором растворов водородных соединений неметаллов

В трёх пронумерованных пробирках находятся раствор аммиака, раствор хлороводорода и дистиллированная вода. С помощью лакмуса (метилоранжа или

178

Неметаллы

универсальной индикаторной бумаги) определите, в какой из пробирок находится каждое из веществ.

Сделайте вывод о кислотно-основных свойствах водородных соединений неметаллов.

Окислительная способность водорода проявляется при его взаимо-

действии со многими активными металлами при повышенных температуре и давлении. В результате реакций образуются гидриды, в которых степень окисления водорода равна –1, например:

0	0	+1–1
2Li + H2 =t		2LiH.

Водород хорошо растворяется в некоторых металлах — палладии Pd, платине Pt, никеле Ni. Так, при комнатной температуре 1 см3 палладия поглощает около 800 см3 водорода. При растворении в металлах молекулы водорода распадаются на атомы. Образующийся атомарный водород химически значительно более активен, чем молекулярный. Поэтому реакционная способность водорода в присутствии таких катализаторов, как платина, палладий и никель, резко повышается.

Взаимодействие водорода со сложными веществами

При нагревании водород способен восстанавливать металлы из их оксидов: CuO + H2 =t Cu + H2O;

присоединяться ко многим органическим молекулам: CH2=CH2 + H2 →t CH3—CH3.

Во всех этих реакциях водород выступает в качестве восстановителя, образуя соединения, в которых его степень окисления равна +1.

Области применения водорода представлены на рисунке 55. Водород является весьма эффективным топливом: на единицу массы он выделяет теплоты в 2,6 раза больше, чем природный газ, в 8,3 раза больше, чем древесина. Водород — экологически чистое топливо, так как при его сгорании образуется только вода (рис. 56).

Атом водорода в своих соединениях проявляет степени окисления +1 и –1.

Простое вещество водород может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.

Водород	179

Рис. 55. Применение водорода

Рис. 56. Использование Н2 в качестве топлива

180

Неметаллы

Вопросы и задания

1.Объясните, почему в периодической системе водороду отводят место в группе IА и одновременно в группе VIIА.

2.К какому типу химических реакций относится реакция получения водорода в лаборатории?

3.Рассчитайте массу цинка и массу соляной кислоты с массовой долей HCl, равной 26 %, необходимые для получения водорода химическим количеством 5 моль.

4.Тепловой эффект образования парообразной воды из водорода и кислорода равен 241,8 кДж/моль. Рассчитайте, сколько теплоты выделится при сгорании водорода

вкислороде химическим количеством 0,01 моль.

5.Рассчитайте, в каком случае масса образующейся воды будет больше: при восстановлении водородом меди из оксида меди(I) массой 100 г или из оксида меди(II) массой 100 г. Определите химическое количество водорода, который вступит в реакцию в каждом случае.

6.Расставьте коэффициенты в схемах реакций:

а) Fe + H2O → Fe3O4 + H2; б) WO3 + H2 → W + H2O.

В каждой реакции укажите окислитель и восстановитель.

7. Составьте уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения: H2 → H2O → NaOH → Na2CO3.

§ 37. Галогены

Элементы группы VIIА периодической системы — галогены: фтор F, хлор Сl, бром Вr, иод I и астат At — типичные неметаллы.

Строение атомов и степени окисления

Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня атомов галогенов ns2np5: фтор — 2s22p5, хлор — 3s23p5, бром — 4s24p5, иод — 5s25p5, астат — 6s26p5:

					2p			3p	3d
		2s				3s
				↑↓ ↑↓ ↑			↑↓	↑↓	↑
9	F ↑↓					Cl ↑↓
						17
					4d			5p	5d
			4s		4p	5s
		Br			↑↓ ↑↓ ↑		↑↓	↑↓	↑
35			↑↓			I ↑↓
						53